enlaces químicos

Enlaces Químicos

Contenidos

• Enlace químico (iónico, covalente y metálico).• Estructura de Lewis, regla del dueto y del

octeto.• Geometría molecular.• Fuerzas intermoleculares• Nomenclatura inorganica.

ENLACE QUÍMICOEl enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más

átomos y hace que funcionen como unidad.

• Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa (o 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía).

• Capa de valencia es la última capa electrónica de un átomo y la denominación electrón de valencia designa los electrones existentes en esa capa.

7N: 1s2 2s2 2p3

capa de valencia

5 electrones de valencia

Grupo VA

ENLACE QUÍMICO

Dos reglas que se deben cumplir son:• Regla del Dueto: Un átomo debe tener

dos electrones en su entorno.

• Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor.

Estructura de Lewis

• Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa (grupo del elemento), que participan en el átomo.

Ejemplo de la estructura de Lewis del CO2

Molécula Tipo y número de átomos que

forman la molécula

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del

esqueleto

Arreglo de los puntos

CO2

C=1

O=2

C=4

O=6

C=1 x 4=4

O=2 x 6=12

TOTAL=16

O-C-O

Dueto

Octeto

Pregunta P.S.U.

14. ¿Cuántos pares no enlazantes presenta la molécula de amoniaco (NH3)?

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 5 A

Aplicación

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Mecanismos de Enlace Químico

• Cuando los átomos se encuentran lo suficientemente cerca, sus electrones de valencia se reordenan, de forma en que cada uno de los átomos logre una configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y aumente así su estabilidad.

• Fuerza de atracción entre los átomos que se denomina enlace químico.

• El reordenamiento de los electrones de valencia en los átomos se realiza por algunos de los siguientes mecanismos: ceder, recibir o compartir electrones.

Mecanismos de Enlace Químico

• Ceder electrones: los átomos que presentan uno, dos o res electrones de valencia, tienden a perderlos. Ej.: elementos metálicos.

• Recibir electrones: los átomos con cinco, seis o siete electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones. Ej.: elementos no metálicos.

• Compartir electrones: los elementos con mayor facilidad para compartir los electrones, son aquellos que poseen cuatro electrones de valencia. Ej.: el carbono

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113

ENLACE IÓNICO

• Entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7)

• Transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico.

• Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

ENLACE IÓNICO

• Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa.

• El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos:

I A - VI A II A - VI AI A - VII A II A - VII A

• Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de cobre (CuSO4).

NaCl

Propiedades de los enlaces iónicos

1. Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a temperaturas elevadas

2. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos

3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.

4. Son frágiles y quebradizos.

5.Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos).

Cloruro de sodio disuelto en H2O

ANALIZANDO DISCO NIÑAS!!!

PÁGINAS 116- 117

ENLACE COVALENTE

• Átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto.

• Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica.

Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos:• Enlace covalente apolar.• Enlace covalente polar.

Dos átomos de Hidrógeno

Enlace covalente apolar

• Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0).

• Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.

Enlace covalente polar • Se presenta entre átomos que tienen

electronegatividades muy similares (diferencia de E.N. mayor a 0 y menor a 1,7).

• Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y otro negativo o dipolo.

• Ejemplo: H2O y NH3

• En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones.

Agua

Características del enlace covalente

9. Respecto de los enlaces. I. En el enlace iónico se comparten electrones.II. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantes.III. Si el enlace es covalente polar , se

comparten igualmente los electrones.Es (son) correcta (s)A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) Sólo I y IIE) Sólo I y III

BComprensión

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10. La electronegatividades del hidrógeno y el flúor son, respectivamente, 2,1 y 4. De acuerdo con la información, es posible deducir que la molécula de ácido fluorhídrico (HF)

A) es iónica.B) es covalente polar.C) es covalente dativa.D) presenta geometría molecular lineal.E) forma redes cristalinas.

BAplicación

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121

Geometría molecular

• La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima.

• Dos reglas generales:– Los dobles y triples enlaces se pueden

tratar como enlaces sencillos.

– Electrones libres repelen electrones enlazantes.

Geometría molecular

• En el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) , las moléculas se dividen en dos categorías:

– Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central.

– Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central.

BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6

2 pares de e- de enlace

3 pares de e- de enlace

4 pares de e- de enlace

5 pares de e- de enlace

6 pares de e- de enlace

180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º

Lineal Triangular plana

Tetraédrica Bipirámide trigonal

Octaédrica

Moléculas sin pares de electrones libres

Cl Be Cl

F B F

F

H

H C H

H

Cl P

Cl Cl

Cl Cl

F S F

F F

F F

SnCl2 PE=2PL=1

Angular ángulo menor

120º

NH3 PE=3PL=1

Pirámide trigonal

107º

H2O PE=2PL=2

Angular105º

Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE).

Cl Sn Cl

H N H

H

H O H

SF4 PE=4PL=1

Balancín

ClF3 PE=3PL=2

Forma de T

BrF5 PE=5PL=1

Pirámide cuadrada

XeF4 PE=4PL=2

Plano cuadrada

F Br F

F

F F

F Xe F

F F

F S F

F F

F Cl F

F

Moléculas con pares de electrones libres y pares de electrones de enlace.

15. ¿Qué ángulo de enlace se establece entre los átomos en la molécula de BF3?

A) 90°B) 104,5°C) 119,5°D) 120°E) 180° D

Aplicación

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127

Enlace Metálico• Los átomos de los metales pierden fácilmente los

electrones de valencia y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.

• Los electrones desprendidos forman una nube o mar de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Así el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

• El enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. -fuerzas de atracción-

Los núcleos de los metales se organizan en estructuras ordenadas

Características de los enlaces metálicos

1. Conductividad eléctrica.Se da por la presencia de un gran número de electrones móviles.

2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.

3. Brillo.

4. Puntos de fusión yebullición altos.

5. Ductilidad y maleabilidad. En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Por lo tanto los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

6. Tenacidad y deformabilidad.

Aquí podemos observar cómo los enlaces metálicos son más fuertes que los enlaces iónicos cuando se someten a una fuerza, el enlace metálico simplemente sufre una deformación y el enlace iónico se rompe ante la misma fuerza.

Fuerzas Intermoleculares

Son fuerzas de atracción entre las moléculas, y son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de las moléculas

Clasificación

Fuerzas de van der Waalsdipolo – dipolodipolo – dipolo inducidoFuerzas de dispersión (fuerzas de London)Enlace de Hidrógeno

Fuerzas de van der Waals

1) dipolo-dipolo: son las fuerzas de atracción entre moléculas polares

Las moléculas polares tienen mayor punto de ebullición, ya que cuesta más separar una molécula de otra

Fuerzas de van der Waals

2) dipolo – dipolo inducido: sucede cuando una molécula con dipolo permanente repele los electrones de otra molécula, “induciendo” un momento dipolar

Fuerzas de van der Waals

3) Fuerzas de London: aunque las moléculas no sean polares, el movimiento azaroso de los electrones forma dipolos instantáneos

Enlace de Hidrógeno

Es también un tipo de interacción dipolo – dipolo, pero es especialmente fuerte e importante en el comportamiento de muchas moléculas

Se forma entre un enlace polar, como N-H, O-H o F-H y un átomo electronegativo, O,N o F.

El enlace de Hidrógeno es responsable del elevado punto de ebullición del agua

Enlace de Hidrógeno

Se simboliza mediante una línea de puntos.

Es más fuerte cuando forma una línea recta con los átomos involucrados

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Nomenclatura inorgánica

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